pH defineres termodynamisk fra hydrogenionaktivitet: pH = −log₁₀ a(H⁺). I fortynnede innføringsoppgaver tilnærmes aktiviteten ofte med hydroniumkonsentrasjonen. Én pH-enhet tilsvarer en faktor ti i hydrogenionaktivitet.
Syre–base-kjemi styrer buffere, titreringer, løselighet og mange prosesser i vann. Den logaritmiske pH-skalaen komprimerer et svært stort aktivitetsområde til håndterlige tall.
Skill først mellom syrestyrke og hvor mye syre som faktisk finnes i løsningen. Deretter kan pH-beregningen settes opp med riktig likevektsmodell.
Sammenlign 10⁻³ M HCl med 10⁻⁵ M HCl. Hvor mange pH-enheter skiller løsningene i den enkle fullstendig-dissosierte modellen?
Ikke bruk pH som et direkte mål på «hvor sterk» en syre er. pH avhenger både av syrestyrke, konsentrasjon og andre likevekter i løsningen.
I Brønsted–Lowry-modellen avgir en syre et proton og en base tar opp et proton. Når HA avgir H⁺ dannes den konjugerte basen A⁻; når B tar opp H⁺ dannes den konjugerte syren BH⁺.
For 2,0 × 10⁻³ mol L⁻¹ HCl antar vi full dissosiasjon i en enkel beregning og [H₃O⁺] ≈ 2,0 × 10⁻³ mol L⁻¹. Da blir pH ≈ 2,70.
Ved 25 °C antar vi at 4,0 × 10⁻⁵ mol L⁻¹ NaOH er fullstendig dissosiert. Bruk pOH = −log₁₀[OH⁻] og pH + pOH = 14,00.
pOH ≈ 4,40 og dermed pH ≈ 9,60.